Cap09 parte1

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Cap09 parte1

  1. 1. QUÍMICA A Ciência Central 9ª Edição Capítulo 9: Geometria molecular e teorias de ligação David P. White© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  2. 2. Formas espaciais moleculares• As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos mostram o número e os tipos de ligações entre os átomos.• A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação.• Considere o CCl4: no nosso modelo experimental, verificamos que todos os ângulos de ligação Cl-C-Cl são de 109,5°. • Conseqüentemente, a molécula não pode ser plana. • Todos os átomos de Cl estão localizados nos vértices de um tetraedro com o C no seu centro.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  3. 3. Formas espaciais moleculares© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  4. 4. Formas espaciais moleculares• Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume qualquer geometria 3D que minimize essa repulsão.• Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência (RPENV).• Existem formas simples para as moléculas AB2 e AB3.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  5. 5. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  6. 6. Formas espaciais moleculares• Existem cinco geometrias fundamentais para a forma molecular:© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  7. 7. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  8. 8. Formas espaciais moleculares• Ao considerarmos a geometria ao redor do átomo central, consideramos todos os elétrons (pares solitários e pares ligantes).• Quando damos nome à geometria molecular, focalizamos somente na posição dos átomos.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  9. 9. Modelo RPENV• Para se determinar a forma de uma molécula, fazemos a distinção entre pares de elétrons solitários (ou pares não-ligantes, aqueles fora de uma ligação) e pares ligantes (aqueles encontrados entre dois átomos).• Definimos o arranjo eletrônico pelas posições no espaço 3D de TODOS os pares de elétrons (ligantes ou não ligantes).• Os elétrons assumem um arranjo no espaço para minimizar a repulsão e−-e−.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  10. 10. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  11. 11. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  12. 12. Modelo RPENV• Para determinar o arranjo: • Desenhe a estrutura de Lewis, • conte o número total de pares de elétrons ao redor do átomo central, • ordene os pares de elétrons em uma das geometrias acima para minimizar a repulsão e−-e− e conte as ligações múltiplas como um par de ligação.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  13. 13. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  14. 14. Modelo RPENV O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação • Determinamos o arranjo observando apenas os elétrons. • Damos nome à geometria molecular pela posição dos átomos. • Ignoramos os pares solitários na geometria molecular. • Todos os átomos que obedecem a regra do octeto têm arranjos tetraédricos.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  15. 15. Modelo RPENV O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação • No nosso modelo experimental, o ângulo de ligação H-X-H diminui ao passarmos do C para o N e para o O: H H C H H N H O H H H H 109.5O 107O 104.5O • Como os elétrons em uma ligação são atraídos por dois núcleos, eles não se repelem tanto quanto os pares solitários. • Conseqüentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o número de pares de elétrons não-ligantes aumenta.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  16. 16. Modelo RPENV O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  17. 17. Modelo RPENV O efeito dos elétrons não-ligantes e ligações múltiplas nos ângulos de ligação• Da mesma forma, os elétrons nas ligações múltiplas se repelem mais do que os elétrons nas ligações simples. Cl 111.4o C O Cl 124.3o© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  18. 18. Modelo RPENV Moléculas com níveis de valência expandidos• Os átomos que têm expansão de octeto têm arranjos AB5 (de bipirâmide trigonal) ou AB6 (octaédricos).• Para as estruturas de bipirâmides trigonais existe um plano contendo três pares de elétrons. O quarto e o quinto pares de elétrons estão localizados acima e abaixo desse plano.• Para as estruturas octaédricas, existe um plano contendo quatro pares de elétrons. Da mesma forma, o quinto e o sexto pares de elétrons estão localizados acima e abaixo desse plano.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  19. 19. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  20. 20. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  21. 21. Modelo RPENV Moléculas com níveis de valência expandidos• Para minimizar a repulsão e−−e− , os pares solitários são sempre colocados em posições equatoriais.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  22. 22. Modelo RPENV Moléculas com níveis de valência expandidos© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  23. 23. Modelo RPENV Formas espaciais de moléculas maiores • No ácido acético, CH3COOH, existem três átomos centrais. • Atribuímos a geometria ao redor de cada átomo central separadamente.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  24. 24. Forma molecular e polaridade molecular• Quando existe uma diferença de eletronegatividade entre dois átomos, a ligação entre eles é polar.• É possível que uma molécula que contenha ligações polares não seja polar.• Por exemplo, os dipolos de ligação no CO2 cancelam-se porque o CO2 é linear.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  25. 25. Forma molecular e polaridade molecular© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  26. 26. Forma molecular e polaridade molecular• Na água, a molécula não é linear e os dipolos de ligação não se cancelam.• Conseqüentemente, a água é uma molécula polar.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  27. 27. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  28. 28. Forma molecular e polaridade molecular• A polaridade como um todo de uma molécula depende de sua geometria molecular.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  29. 29. Forma molecular e polaridade molecular© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  30. 30. Ligação covalente e Superposição de orbitais• As estruturas de Lewis e o modelo RPENV não explicam porque uma ligação se forma.• Como devemos considerar a forma em termos da mecância quântica?• Quais são os orbitais envolvidos nas ligações?• Usamos a teoria de ligação de valência: • As ligações formam quando os orbitais nos átomos se superpõem. • Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de orbitais.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  31. 31. Ligação covalente e Superposição de orbitais© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  32. 32. Ligação covalente e Superposição de orbitais• À medida que dois núcleos se aproximam, seus orbitais atômicos se superpõem.• À medida que a superposição aumenta, a energia de interação diminui.• A uma determinada distância, a energia mínima é alcançada.• A energia mínima corresponde à distância de ligação (ou comprimento de ligação).• Quando os dois átomos ficam mais próximos, seus núcleos começam a se repelir e a energia aumenta.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  33. 33. Ligação covalente e Superposição de orbitais• À distância de ligação, as forças de atração entre os núcleos e os elétrons equilibram exatamente as forças repulsivas (núcleo- núcleo, elétron-elétron).© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  34. 34. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  35. 35. Orbitais híbridos• Os orbitais atômicos podem se misturar ou se hibridizar para adotarem uma geometria adequada para a ligação.• A hibridização é determinada pelo arranjo. Orbitais híbridos sp• Considere a molécula de BeF2 (sabe-se experimentalmente que ela existe):© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  36. 36. Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp • O Be tem uma configuração eletrônica 1s22s2. • Não existem elétrons desemparelhados disponíveis para ligações. • Concluímos que os orbitais atômicos não são adequados para descreverem os orbitais nas moléculas.• Sabemos que o ângulo de ligação F-Be-F é de 180° (teoria de RPENV).• Sabemos também que um elétron de Be é compartilhado com cada um dos elétrons desemparelhados do F.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  37. 37. Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp• Admitimos que os orbitais do Be na ligação Be-F estão distantes de 180°.• Poderíamos promover um elétron do orbital 2s no Be para o orbital 2p para obtermos dois elétrons desemparelhados para a ligação.• Mas a geometria ainda não está explicada.• Podemos solucionar o problema admitindo que o orbital 2s e um orbital 2p no Be misturam-se ou formam um orbital híbrido.• O orbital híbrido surge de um orbital s e de um orbital p e é chamado de orbital híbrido sp.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  38. 38. Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp• Os lóbulos dos orbitais híbridos sp estão a 180º de distância entre si.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  39. 39. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  40. 40. Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp• Já que somente um dos orbitais 2p do Be foi utilizado na hibridização, ainda existem dois orbitais p não-hibridizados no Be.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  41. 41. Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp2 e sp3• Importante: quando misturamos n orbitais atômicos, devemos obter n orbitais híbridos.• Os orbitais híbridos sp2 são formados com um orbital s e dois orbitais p. (Conseqüentemente, resta um orbital p não- hibridizado.)• Os grandes lóbulos dos híbridos sp2 encontram-se em um plano trigonal.• Todas as moléculas com arranjos trigonais planos têm orbitais sp2 no átomo central.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  42. 42. © 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  43. 43. Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp2 e sp3• Os orbitais híbridos sp3 são formados a partir de um orbital s e três orbitais p. Conseqüentemente, há quatro lóbulos grandes.• Cada lóbulo aponta em direção ao vértice de um tetraedro.• O ângulo entre os grandes lóbulos é de 109,5°.• Todas as moléculas com arranjos tetraédricos são hibridizadas sp3.© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  44. 44. Orbitais híbridos sp2 e sp3© 2005 by Pearson Education Capítulo 09
  45. 45. Orbitais híbridos Orbitais híbridos sp2 e sp3© 2005 by Pearson Education Capítulo 09

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